化学反应中的焓变与熵变
高二化学 第二章 化学反应速率与化学平衡(人教版选修4)：重难点十二 焓变与熵变
一、焓变与熵变的定义：1．焓变：焓变是指体系内能的变化，焓变为正值说明反应放热体系能量减小，焓变为负值说明反应吸热体系能量增加．2．熵变：熵变是指体系混乱程度的变化，熵变为正值说明体系的混乱程度增加，熵变为负值说明混乱程度减小．二、焓变与化学反应方向的关系体系总是趋向于从高能状态转变为低能状态(这时体系往往会对外做功或释放能量)．这一经验规律是能量判断的依据，即焓变是决定一个化学反应能否自发进行的一个重要因素；1．多数能自发进行的化学反应是放热反应．2．有一些吸热反应在室温条件下不能自发进行，但在较高温度下却能自发进行．例如：在室温和较高温度下均为吸热过程的CaCO3的分解反应．3．有不少吸热反应在室温条件下也能自发进行．结论：反应放热有利于反应自发进行，反应吸热也有可能自发进行，这说明反应的焓变只是与反应能否自发进行有关的一个因素，但不是唯一因素．三、熵变与化学反应方向的关系在同一条件下，不同的物质熵值不同，且一物质的熵与其聚集状态及外界条件还有关，一般来说，S(g)＞S(l)＞S (s)．在密闭的条件下，体系有从有序自发地转变为无序的倾向，该变化过程体系的熵增大．熵值越大，体系的混乱程度越大．1．许多熵增加的反应在常温、常压下可以自发进行．产生气体或气体物质的物质的量增大的反应，熵变通常都是正值，为熵增加反应．2．有些熵增加的反应在常温、常压下不能自发进行，但在较高温度下可以自发进行．例如：CaCO3(s)高温CaO(s)+CO2(g)3．有不少熵减小的反应，在一定条件下也可自发进行．例如：2Al(s)+Fe2O3(s)高温Al2O3(s)+2Fe(s)结论：熵增加有利于反应自发进行，熵减小的反应，在一定条件下也可自发进行．故熵增原理是解释反应能否自发进行有关的一个因素，但不是唯一因素．由此可见，焓变和熵变都与反应的自发性有关，又都不能独立地作为自发性的判据，要判断反应进行的方向，必须综合考虑体系的焓变和熵变．四、焓变和熵变与化学反应进行的方向．结论：一个化学反应能否自发进行，既与反应的焓变有关，又与反应的熵变有关．一般来说体系能量减小和混乱度增加都能促使反应自发进行，焓变和熵变共同制约着化学反应进行的方向，但焓和熵都不是唯一因素，我们不能单纯地根据焓变或熵变来判断某个反应是否自发进行．在等温、等压条件下，化学反应的方向是由反应的焓变和熵变共同决定的．化学反应自发进行的最终判据是吉布斯自由能变，自由能一般用△G来表示．且△G=△H-T△S：当△G=△H-T△S＜0时，反应向正反应方向能自发进行．当△G=△H-T△S=0时，反应达到平衡状态．当△G=△H-T△S＞0时，反应不能向正反应方向自发进行．【重难点指数】★★★★【重难点考向一】反应熵变的判断【例1】下列反应中，熵减小的是()A．(NH4)2CO3(s)=NH4HCO3(s)+NH3(g) B．2N2O5(g)=4NO2(g)+O2(g)C．MgCO3(s)=MgO(s)+CO2(g) D．2CO(g)=2C(s)+O2(g)【答案】D【重难点点睛】考查熵变的判断，物质的由固态或液态变为气态，或生成的气体越多，则混乱度越大，熵值越大，反之越小。
化学反应的热力学参数
化学反应的热力学参数热力学是研究能量变化和转化的物理学分支，而化学反应的热力学参数则是描述反应的能量特征和行为的重要指标。
本文将围绕化学反应的热力学参数展开讨论，探究其含义、计算方法以及对反应过程的影响。
一、热力学参数的含义化学反应涉及物质的能量转化和物质结构的变化。
热力学参数是用于描述反应过程能量状态和稳定性的物理量。
其中最常用的参数包括焓变（ΔH）、熵变（ΔS）和自由能变（ΔG）。
焓变（ΔH）表示反应过程中吸热（ΔH>0）或放热（ΔH<0）的情况，即系统与周围环境之间的能量交换。
焓变为正值时，反应吸收能量；焓变为负值时，反应放出能量。
熵变（ΔS）是反应过程中体系内部的混乱度变化。
熵是物质无序程度的度量，熵变体现了反应过程中物质结构的变化。
当物质的有序性增加，熵变为负值；当物质的有序性减少，熵变为正值。
自由能变（ΔG）是描述反应驱动力的参数，它判断反应的可逆性和方向。
自由能变为负值时，反应是可逆的；自由能变为正值时，反应是不可逆的。
自由能变为零时，反应达到平衡。
二、热力学参数的计算方法热力学参数的计算需要借助热力学公式和实验数据。
以焓变为例，焓变的计算公式为：ΔH = ∑(H生成物 - H反应物)其中ΔH表示焓变，H表示反应物和生成物的焓值。
焓值可以通过测量反应物和生成物在标准状态下的热量变化得到。
熵变和自由能变的计算也需要根据各自的计算公式，其中熵变的计算需要考虑温度对熵的影响。
自由能变的计算通常会结合焓变和熵变，使用以下公式：ΔG = ΔH - TΔS其中ΔG表示自由能变，T表示系统的温度。
三、热力学参数对反应过程的影响热力学参数反映了反应过程中能量的流动和转化，对反应速率、平衡态和可逆性等方面有重要影响。
1. 反应速率：焓变和熵变共同影响反应速率。
一般来说，反应焓变越大，反应速率越快；反应熵变越大，反应速率也越快。
焓变和熵变对反应速率的影响可以通过活化能来解释，其中焓变决定反应的初速度，熵变决定反应的传递过程。
阅读材料：化学反应的熵变与焓变在化学中的应用
化学反应的熵变与焓变在化学中的应用化学热力学，是研究化学变化和物理学变化中伴随发生的热量转换和传递学科。
在对化学反应进行的方向和进行的程度做定量研究中，化学反应的熵变和焓变是判断化学反应能否自发进行的重要因素，它对解释化学疑难问题起着重要的理论指导作用。
一、化学反应方向和熵1、焓变()H ∆不能做化学反应方向的判据事实证明，有许多化学反应是放热反应。
例如：)()()(22g CO g O g C =+ 15.393)(-⋅-=∆mol KJ T H c mr θ )()()(2aq Cl aq H g HCl O H ∞+∞−−→−-+ 114.75)(-⋅-=∆mol KJ T H c mr θ )(02)(2)(2)(22l H s AgCl g HCl s O Ag +=+ 19.324)(-⋅-=∆mol KJ T H c mr θ 注：)(c mr T H θ∆：上标“θ”代表压力为标准压力θp ,c T 表示298.15K 。
在反应式中用“g ”代表气体，用“l ”代表液体，“s ”代表固体，“aq ∞”代表无限稀释溶液。
这些反应的共同特点是放出热量。
这些反应之所以能自发进行，皆因为体系放出热量之后热量降低了，从而处于一种稳定状态。
这些热量的传导方向总是从高温到低温，水流的方向总是从高位到低位道理是一样的。
体系都有从高能到低能，从不稳定到稳定状态的自发倾向。
这是自然界的规律之一。
上述事实说明，化学反应方向与焓变有关，自发的化学反应是向着体系焓值减少的方向进行的，反应的焓变为负值()0<∆H 。
通过上述分析可以初步得出这样的结论：当0<∆H 时，有利于化学反应向正反应方向进行。
当0>∆H 时，不利于化学反应向正反应方向进行，而有利于化学反应向逆反应方向进行。
但是，还不能因为上述事实存在，而简单的把焓变()H ∆作为判断化学反应方向的独立根据，因为还有些是吸热反应。
例如：)()()(34g HCl g NH g Cl NH += 142)(-⋅+=∆mol KJ T H c mr θ)()()(2aq Cl aq K s KCl O H ∞+∞−−→−-+ 118.17)(-⋅+=∆mol KJ T H c mr θ 这些化学反应是向着吸热方向进行的，也就是向着体系焓值增加，焓变为正值()0>∆H 的方向进行的。
【知识解析】用焓变与熵变综合判断反应方向
用焓变与熵变综合判断反应方向1 化学反应方向的判据在一定条件下，一个化学反应能否自发进行，既与反应焓变有关，又与反应熵变有关。
研究表明，在等温、等压及除了体积功以外不做其他功的条件下，化学反应的方向可以用反应的焓变和熵变来综合判断，判据为ΔH－TΔS。
ΔH－TΔS＜0 反应正向能自发进行ΔH－TΔS＝0 反应达到平衡状态ΔH－TΔS＞0 反应正向不能自发进行上述判据可表述为在等温、等压及除了体积功以外不做其他功的条件下，自发反应总是向着ΔH－TΔS＜0的方向进行，直至达到平衡状态。
2 反应方向的吉布斯自由能判据（1）吉布斯自由能①符号：G。
②定义式：G＝H－TS。
（2）吉布斯自由能变（ΔG）①含义：表示一个封闭体系在等温、等压条件下做最大非体积功的能力。
②表达式：ΔG＝ΔH－TΔS。
（3）吉布斯自由能判据在等温、等压及除了体积功以外不做其他功的条件下，反应的方向可依据ΔG来判断。
ΔG＜0 反应正向能自发进行ΔG＝0 反应达到平衡状态ΔG＞0 反应正向不能自发进行在以上条件下，自发反应总是朝着吉布斯自由能减小的方向进行，直至达到平衡状态。
名师提醒（1）ΔH与ΔS共同影响一个化学反应在一定条件下能否自发进行。
若只简单地用焓变或熵变中的一个来判断同一个化学反应的方向，可能会出现相反的判断结果。
所以在判断化学反应的方向时，应该同时考虑两个因素，用ΔH－TΔS作为判据。
（2）化学反应方向与反应条件有关，不能随意将常温、常压下的结论用于其他温度、压强条件下发生的反应。
（3）“ΔH－TΔS判据”只能用于判断等温、等压条件下的反应，不能用于判断其他条件（如等温、等容）下的反应。
（4）“ΔH－TΔS判据”只能用于判断等温、等压及除了体积功以外不做其他功条件下反应正向自发进行的趋势，即反应发生的可能性，但它并不能说明在该条件下可能正向自发进行的反应能否实际发生，这是因为反应能否实际发生还涉及反应速率问题。
如涂有防锈漆和未涂防锈漆的钢制器件，其腐蚀过程的自发性是相同的，但只有后者会发生腐蚀。
热力学练习题计算化学反应的焓变和熵变
热力学练习题计算化学反应的焓变和熵变热力学练习题：计算化学反应的焓变和熵变在化学反应中，焓变（ΔH）和熵变（ΔS）是重要的热力学参数，用于描述反应的能量变化和混乱程度的变化。
本练习将引导您计算化学反应的焓变和熵变。
以下为两个练习题供您练习。
练习题1：氢氧化钠和盐酸反应的焓变和熵变考虑下列反应方程式：NaOH(s) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)根据该反应方程，我们可以得到化学式的平衡态：Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) → Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l)焓变（ΔH）的计算：焓变可以通过配平反应方程得到。
首先，我们需要确定初始物质和最终物质的摩尔系数。
由化学方程式可知，1 mol的NaOH和1 mol的HCl反应生成1 mol的NaCl和1 mol的H2O。
接下来，我们需要找到各物质的标准生成焓（ΔHf）值。
标准生成焓是在标准状况下（25℃、1 atm）1 mol物质生成过程中释放或吸收的能量。
假设标准生成焓值：ΔHf[NaCl(aq)] = -407 kJ/mol，ΔHf[H2O(l)] = -286 kJ/mol。
根据反应方程，焓变ΔH = Σ（生成物的标准焓 - 反应物的标准焓）ΔH = [1*(-407 kJ/mol) + 1*(-286 kJ/mol)] - [1*0 kJ/mol + 1*0 kJ/mol] = -407 kJ/mol - 286 kJ/mol= -693 kJ/mol因此，氢氧化钠和盐酸反应的焓变（ΔH）为-693 kJ/mol。
熵变（ΔS）的计算：熵变可以通过摩尔熵值的差异计算。
摩尔熵是在标准状况下1 mol 物质的混乱程度。
假设摩尔熵值：ΔS[NaCl(aq)] = 72.1 J/K·mol，ΔS[H2O(l)] = 69.9J/K·mol。
根据反应方程，熵变ΔS = Σ（生成物的熵 - 反应物的熵）ΔS = [1*(72.1 J/K·mol) + 1*(69.9 J/K·mol)] - [1*(0 J/K·mol) + 1*(0J/K·mol)]= 72.1 J/K·mol + 69.9 J/K·mol= 142 J/K·mol因此，氢氧化钠和盐酸反应的熵变（ΔS）为142 J/K·mol。
化学反应中的热力学参数计算
化学反应中的热力学参数计算热力学是研究能量转化与能量转移规律的科学，对于化学反应来说，热力学参数的计算对于了解反应的特性和驱动力至关重要。
本文将介绍化学反应中的热力学参数计算方法。
1. 反应焓变（ΔH）的计算方法反应焓变表示在常压下，反应物转变为生成物时放出或吸收的热量。
它可以通过实验测得或根据热力学数据进行计算。
常用的计算方法包括：- 根据生成物和反应物的燃烧热进行计算，应用了常见化合物的燃烧热数据；- 根据反应物和生成物的标准生成焓计算，通过查找热力学数据手册或在线数据库来获取；- 利用反应热量计进行实验测定。
2. 反应熵变（ΔS）的计算方法反应熵变表示反应发生时系统熵的变化。
熵是描述系统无序程度的物理量，反应熵变可以通过以下方法进行计算：- 利用标准熵数据，通过查找热力学数据手册或在线数据库来获取；- 根据化学式计算，使用统计力学等方法来估算。
3. 反应自由能变（ΔG）的计算方法反应自由能变表示在常温常压下反应物转变为生成物时产生的自由能变化。
它可以通过反应焓变和反应熵变来计算，常用的计算方法有：- 利用ΔG = ΔH - TΔS 进行计算，其中T为反应的温度；- 利用反应平衡常数（K）进行计算，通过ΔG = -RTlnK 计算ΔG。
4. 反应平衡温度（T0）的计算方法反应平衡温度表示在该温度下反应物与生成物达到平衡状态的温度。
它可以通过反应平衡常数（K）和反应焓变（ΔH）来计算，常用的计算方法有：- 利用反应焓变和反应熵变计算ΔG，并通过ΔG = -RTlnK 得到T0。
5. 反应速率常数（k）的计算方法反应速率常数表示反应在单位时间内发生的速率，它可以通过温度和活化能（Ea）来计算，常用的计算方法有：- 利用阿伦尼乌斯方程（Arrhenius equation）计算k，k = Aexp(-Ea/RT)，其中A为指前因子，R为气体常数。
总结：热力学参数在化学反应中具有重要的意义，可以帮助我们理解反应的热力学特性和驱动力。
反应的焓变、熵变和自由能变化的符号
一、概述在化学和物理学中，我们经常会遇到反应的焓变、熵变和自由能变化的概念。
这些物理量可以帮助我们理解化学反应和物质变化的过程。
在本文中，我们将深入探讨这些概念的符号表示及其意义。
二、焓变的符号表示1. 反应的焓变表示为ΔH，其中Δ表示变化。
2. 当ΔH为正值时，表示反应吸热；当ΔH为负值时，表示反应放热。
3. 焓是系统的热力学函数，表示系统的内能加上压力乘以体积的乘积。
焓变则表示反应前后系统焓的变化。
三、熵变的符号表示1. 反应的熵变表示为ΔS，其中Δ表示变化。
2. 当ΔS为正值时，表示系统的熵增加；当ΔS为负值时，表示系统的熵减少。
3. 熵是系统的无序程度的度量，熵变则表示反应前后系统熵的变化。
四、自由能变化的符号表示1. 反应的自由能变化表示为ΔG，其中Δ表示变化。
2. 当ΔG为负值时，表示反应是自发进行的，即反应是在标准状态下自发进行的；当ΔG为正值时，表示反应是不自发进行的；当ΔG为零时，表示反应处于平衡状态。
3. 自由能是系统可供做非体积功的能量，自由能变化则可以表示反应的驱动力及反应的方向。
五、结论通过以上的讨论，我们可以看出反应的焓变、熵变和自由能变化在化学和物理学中是非常重要的物理量。
它们可以帮助我们理解化学反应和物质变化的过程，指导我们进行实验和工程应用。
在实际应用中，我们可以根据反应的焓变、熵变和自由能变化来预测反应的进行性质，以及调控反应的方向和速率。
希望本文可以为大家对这些概念有一个更加清晰的认识。
六、参考资料1. Atkins P., de Paula J. Atkins' Physical Chemistry. Oxford University Press, 2006.2. Chang R. General Chemistry: The Essential Concepts. McGraw-Hill, 2010.七、深入探讨焓变、熵变和自由能变化的意义在化学和物理学领域中，焓变、熵变和自由能变化是研究化学反应和物质变化过程中的重要物理量。
化学平衡的熵变 焓变和Gibbs自由能变化的关系
化学平衡的熵变焓变和Gibbs自由能变化的关系化学平衡的熵变，焓变和Gibbs自由能变化的关系在化学反应中，平衡态是指反应物转化成产物的速率相互之间达到平衡的状态。
化学平衡的熵变，焓变和Gibbs自由能变化是描述平衡态的重要物理量。
本文将探讨化学平衡中的熵变，焓变和Gibbs自由能的关系。
1. 熵变的概念及计算熵是描述系统无序程度的物理量，其变化量称为熵变。
在化学反应中，熵变的计算可以通过以下公式得出：ΔS = Σn_S(products) - Σn_S(reactants)其中，ΔS表示熵变，Σn_S表示各物质的摩尔熵。
2. 焓变的概念及计算焓是系统内部能量的一种表现形式，焓变则是反映反应热效应的物理量。
在化学反应中，焓变的计算可以通过以下公式得出：ΔH = Σn_H(products) - Σn_H(reactants)其中，ΔH表示焓变，Σn_H表示各物质的摩尔焓。
3. Gibbs自由能变化的概念及计算Gibbs自由能是描述系统是否能够自发发生变化的物理量。
在化学反应中，Gibbs自由能变化可以通过以下公式得出：ΔG = ΔH - TΔS其中，ΔG表示Gibbs自由能变化，T表示温度，ΔH表示焓变，ΔS表示熵变。
4. 熵变，焓变和Gibbs自由能变化之间的关系根据热力学第二定律，当ΔG小于零时，反应是自发进行的，系统向平衡态靠近。
因此，ΔG可以用来预测反应是否会发生和反应的方向。
而ΔG的正负与焓变和熵变之间存在如下关系：当ΔH为负，ΔS为正时，ΔG一定为负，反应为自发进行的。
当ΔH为正，ΔS为正时，ΔG在高温下可能为负，低温下可能为正，需要温度来决定反应的进行与否。
当ΔH为负，ΔS为负时，ΔG在低温下一定为负，高温下可能为正，需要温度来决定反应的进行与否。
当ΔH为正，ΔS为负时，ΔG一定为正，反应不会自发进行。
总结：化学平衡的熵变，焓变和Gibbs自由能变化之间存在密切的关系。
根据热力学第二定律，当Gibbs自由能变化ΔG小于零时，反应是自发进行的，系统向平衡态靠近。
化学反应的热力学参数
化学反应的热力学参数热力学是研究能量转化和能量传递规律的学科，而化学反应的热力学参数描述了化学反应的能量变化情况。
本文将介绍化学反应的热力学参数，并分析其在化学反应中的重要性。
一、反应焓变（ΔH）反应焓变（ΔH）是指化学反应过程中发生的能量变化。
当反应发生时，如果反应物的焓（enthalpy）高于生成物的焓，反应则释放出热能，反之则吸收热能。
反应焓变越大，反应释放或吸收的热能越多。
通过测量反应前后的物质体系中的能量变化，可以确定反应焓变的值。
反应焓变的单位通常用焦耳（J）或千焦（kJ）表示。
二、反应熵变（ΔS）反应熵变（ΔS）描述了化学反应中物质分子在有序到无序转变过程中的变化。
熵可以理解为系统的无序程度，反应熵变正值表示反应过程中系统的无序程度增加，反之则减小。
反应熵变的计算需要考虑参与反应的各个物质的摩尔数和各自的熵变值。
常见的单位是焦耳每摩尔·开尔文（J/(mol·K)）。
三、反应自由能变化（ΔG）反应自由能变化（ΔG）是化学反应的驱动力，它描述了反应在特定条件下发生的愿望强度。
根据反应自由能变化的大小，反应可以分为两类：自发反应和非自发反应。
当ΔG小于零时，反应是自发进行的，系统趋于稳定状态；当ΔG大于零时，反应是非自发进行的，需要提供外界能量以促使反应发生。
ΔG等于零时，反应处于平衡状态。
反应自由能变化的计算涉及到反应焓变和反应熵变，用以下关系式描述：ΔG = ΔH - TΔS，其中T为反应发生的温度，单位为开尔文（K）。
四、反应平衡常数（K）反应平衡常数（K）是描述化学反应平衡程度的参数。
在给定温度下，反应物和生成物的浓度比例与平衡常数相关。
平衡常数越大，反应向生成物方向偏移；平衡常数越小，反应向反应物方向偏移。
平衡常数的表达式为：K = [生成物]的浓度之积 / [反应物]的浓度之积，方括号内表示物质的浓度。
在化学工程和工业生产中，根据反应平衡常数可以控制反应条件，以实现所需的产物选择和产率。
熵变与焓变对反应方向的共同影响
1. 化学反应自发进行的判断依据一个化学反应能否自发进行，即与反应的焓变有关，又与反应的熵变有关。
在等温等压条件下，化学反应的方向是由反应的焓变和熵变共同决定的，反应方向的判断为：H –T△S < 0 ，反应能自发进行；H –T△S ＝0 ，反应达到平衡状态；H –T△S >0 ，反应不能自发进行。
2. 化学反应的变化趋势在等温等压条件下，自发反应总是向△H –T△S<0 的方向进行，直至达到平衡状态。
3. △H .△S的正负及温度的升降对△H –T△S 的值产生的影响（1）△H <0 ，△S>0，则一定有△H –T△S <0 ，在任何温度下，反应均能正向自发进行。
（2）△H >0 ，△S<0，两个因素的影响也是一致的，都使△H –T△S >0 ，显然这样的反应在任何温度下都不能正向自发进行。
（3）△H >0 ，△S>0，焓因素不利于反应，而熵因素–T△S 却利于反应。
孰大孰小，决定于具体体系具体数值。
但可以肯定的是，若增加温度，则增加熵因素的影响，甚至可以使熵因素的正面影响超过焓因素的负面影响，反应就变成可以自发进行了，即该类反应在高温下正向自发. 在低温下正向不自发。
（4）△H <0 ，△S<0，焓因素有利，而熵因素不利。
若降低温度可以减少熵因素的负面影响，也可以使反应得以进行，即该类反应在低温下正向自发.在高温下正向不自发所以，焓变为正的反应都是吸热反应，焓变为负的反应都是放热反应因此第一句话和第二句话都是错误的熵变为正的反应都是混乱度增大的反应因此根据上述叙述可知第三第四句也是错误的若有疑问，可以直接留言，我会与你一起讨论的，谢谢你的配合，祝你学习进步！。
热力学中的焓变和熵变的计算
热力学中的焓变和熵变的计算热力学是研究能量转化和能量转移规律的学科，而焓变和熵变则是热力学中重要的概念。
焓变描述了热力学体系在恒定压力下的内能变化，而熵变则描述了热力学体系的无序程度的变化。
本文将详细介绍焓变和熵变的计算方法。
一、焓变的计算在热力学中，焓（Enthalpy）指的是热力学系统的内能和对体系周围产生的压力所做的功之间的和。
焓变（ΔH）是指体系在恒定压力下发生的化学反应或物理变化过程中的焓的变化量。
计算焓变的常见方法有以下两种：1. 利用化学反应方程式计算焓变。
以化学反应为例，考虑以下简化的反应方程式：aA + bB → cC + dD其中，A、B、C、D为化学物质，a、b、c、d为反应物与生成物的摩尔系数。
根据热力学第一定律，焓变（ΔH）等于生成物的总焓减去反应物的总焓。
焓变的计算公式为：ΔH = Σ(nHf(生成物) - mHf(反应物))其中，n为生成物的摩尔系数，m为反应物的摩尔系数，Hf为标准摩尔焓。
2. 利用热容和温度差计算焓变。
当无法利用化学反应方程式计算焓变时，可以利用热容和温度差来估算焓变。
热容是指物质在温度变化时吸收或释放的热量的比例。
热容可以通过实验测量得到。
焓变的计算公式为：ΔH = mcΔT其中，m为物质的质量，c为物质的热容，ΔT为温度变化的差值。
二、熵变的计算熵（Entropy）是热力学中衡量系统无序程度的物理量。
熵变（ΔS）是指体系在化学反应或物理变化过程中熵的变化量。
计算熵变的常见方法有以下两种：1. 利用熵变的参照态计算。
熵变的计算公式为：ΔS = Σ(nSf(生成物) - mSf(反应物))其中，n为生成物的摩尔系数，m为反应物的摩尔系数，Sf为标准摩尔熵。
2. 利用熵变与焓变的关系计算。
当无法利用化学反应方程式计算熵变时，可以利用焓变和温度的关系来估算熵变。
根据熵变与焓变的关系：ΔG = ΔH - TΔS其中，ΔG为自由能变化，T为温度。
通过测量焓变和温度差，可以计算出熵变的估计值。
熵和焓是什么？有什么区别？焓变与熵变又是什么？怎么计算？
熵和焓是什么？有什么区别？焓变与熵变又是什么？怎么计算？1.熵与焓是什么？熵是描述物质混乱程度的物理量，用符号S来表示，单位是J/（mol·K)焓也是物质的一种物理量，跟内能有点关系，但又不是内能，是在做一些计算时，人为引入的一个物理量。
用符号H来表示，单位是kJ/mol。
焓值与内能的关系可以用一个公式表示：H=U+pV（U是内能，p是压强，V是体积）但是在高中可以把焓简单认为是物质的内能。
由此可见，熵是对物质混乱程度的描述，而焓是有关“内能”的物理量，区别还是很大的。
2.熵的大小比较与熵变熵值的大小关系：物质越混乱熵值越大，对于同一种物质，熵值大小关系是气态＞液态>固态；在一个化学反应中，由固态变成液态或者气态，或者由液态变成气态，以及气态分子数由少变多的等过程熵的值都会增加。
至于熵值是如何得出来的，一般可以根据实验数据、按一定规律计算，也可以按统计力学方法计算，方法较为复杂，这里暂时不做探讨。
如果想要知道具体某个物质的熵值是多少，如果是常见的物质，可以直接通过查询标准熵值表得到，这些熵值是科学家们通过实验和计算得到的，可以自行搜索。
在一个化学反应中，从反应物变为生成物的过程中，熵的值是会发生变化的，这个变化的值我们称为“熵变”，用生成物的熵减去反应物的熵来得到，公式如下：熵变这个公式既是熵变的定义，也能直接用于计算熵变的具体值，只要查询熵值表找到生成物与反应物的熵值就能进行计算。
注意，熵值增大，熵变为正值，熵值减小，熵变为负值。
3.焓的大小比较与焓变焓值的大小关系：一般内能越高，焓值越大，但是一种物质的内能是无法直接测定的，也就无法得到焓值的具体数值。
但是我们可以通过实验或者计算比较一个化学变化中生成物与反应物的焓值的差值，这样的差值我们称作“焓变”，公式如下：焓变注意，这个公式是焓变的定义公式，但是无法用它计算焓变的具体值，因为反应物和生成物的焓值是无法得到的。
那么如何得到某个反应焓变的具体值呢，一个方法就是在恒压的环境中，实验测定该化学反应释放或吸收的热量（注意要求释放出的能量只做体积功，不做非体积功），而这个热量就是焓变的绝对值。
焓变和熵变的计算公式_概述及解释说明
焓变和熵变的计算公式概述及解释说明1. 引言1.1 概述本文将详细介绍焓变和熵变的计算公式，并对其进行解释和说明。
焓变和熵变是热力学中重要的物理量，用于描述系统在化学反应和相变过程中所发生的能量变化和混乱度增加。
了解焓变和熵变的计算方法对于理解化学反应、相变过程以及能量转换机制具有重要意义。
1.2 文章结构本文分为五个部分，每个部分都涵盖了特定主题。
首先，引言部分将简要概述文章内容，并介绍文章结构。
然后，第二部分将重点介绍焓变的计算公式，包括定义、方程推导和应用示例。
接着，第三部分将详细讨论熵变的计算公式，同样包括定义、方程推导和应用示例。
在第四部分中，我们将探讨焓变和熵变之间的关系，并进行理论基础、影响因素分析以及实际应用案例分析。
最后，在第五部分中，我们将总结论点与发现，讨论该领域目前存在的问题与不足之处，并展望今后进一步开展相关研究的方向。
1.3 目的本文旨在全面介绍焓变和熵变的计算公式，使读者能够深入了解这两个重要概念及其在化学反应和相变过程中的应用。
通过详细说明公式的推导和应用示例，希望读者能够掌握正确计算焓变和熵变的方法，并理解它们与能量转换和系统混乱度增加之间的关系。
同时，本文也将探讨这些概念在实际中的应用案例，以展示它们对于科学研究、工程设计以及能源利用等方面的重要性。
愿本文能为读者提供全面准确的知识基础，并引发更多对焓变和熵变问题的思考与讨论。
2. 焓变计算公式2.1 定义焓变（ΔH）是热力学中用来描述化学反应或物质状态改变时的能量变化的物理量。
它表示在一定条件下，系统的焓（H）发生的变化。
焓变可以为正、负或零，分别代表着吸热、放热和无热效应。
2.2 方程推导根据热力学第一定律，焓变与系统吸收或释放的热量（q）之间存在关系。
当系统处于恒压条件下，焓变可以通过以下公式进行计算：ΔH = q其中，ΔH表示焓变，单位为焦耳（J）；q表示吸收或释放的热量，单位也为焦耳（J）。
除了恒压条件下的计算公式外，在常温和常压下，对于理想气体反应也存在另一种常用的计算公式。
自发反应中的焓变和熵变的关系
自发反应中的焓变和熵变的关系
1、在温度、压力一定的条件下，放热的熵增加的反应一定能自发进行
2、在温度、压力一定的条件下，吸热的熵减少的反应一定不能自发进行
3、当焓变和熵变的作用相反时，如果二者大小相差悬殊，可能某一因素占主导地位
4、当焓变和熵变的作用相反且二者相差不大，温度可能对反应的方向起决定性作用
5、无热效应的自发过程是熵增加的过程，如两种理想
气体的混合等。
(4)平衡常数K 影响因素：
A.与浓度C,压强P 和催化剂均无关
K44页【交流与探讨】
B.只与温度T 有关，
a.吸热反应:温度T 与K 正比;
(升高温度，平衡向 吸热反应方向移动)
b.放热反应:温度T 与K 反比;
(降低温度，平衡向放热反应方向移动)
(5)平衡常数K 计算规律 N2+3H2 2NH3 2NH3 N2+3H2
K1 = 1/K2
Ⅰ. 规律:正反应和逆反应平衡常数K 互为倒数。
N2+3H2 2NH3
1/2N2+3/2H2 NH3 K1 = K22
Ⅱ.规律:
平衡常数K 与化学计量数的次幂成正比。
)()()(232321H c N c NH c K ⋅=)
()()(322322NH c H c N c K ⋅=)()()(232321H c N c NH c K ⋅=)()()(222/322/13H c N c NH c K ⋅=。
焓变和熵变
焓变和熵变一、焓变与熵变的定义：1、焓变：焓变是指体系内能的变化，焓变为正值说明反应吸热体系能量增加，焓变为负值说明反应放热体系能量减小．2、熵变：熵变是指体系混乱程度的变化，熵变为正值说明体系的混乱程度增加，熵变为负值说明混乱程度减小．二、焓变与化学反应方向的关系体系总是趋向于从高能状态转变为低能状态（这时体系往往会对外做功或释放能量）．这一经验规律是能量判断的依据，即焓变是决定一个化学反应能否自发进行的一个重要因素．1、多数能自发进行的化学反应是放热反应．2、有一些吸热反应在室温条件下不能自发进行，但在较高温度下却能自发进行．例如：在室温和较高温度下均为吸热过程的CaCO3的分解反应．3、有不少吸热反应在室温条件下也能自发进行．结论：反应放热有利于反应自发进行，反应吸热也有可能自发进行，这说明反应的焓变只是与反应能否自发进行有关的一个因素，但不是唯一因素．三、熵变与化学反应方向的关系在同一条件下，不同的物质熵值不同，且一物质的熵与其聚集状态及外界条件还有关，一般来说，S（g）＞S（l）＞S（s）．在密闭的条件下，体系有从有序自发地转变为无序的倾向，该变化过程体系的熵增大．熵值越大，体系的混乱程度越大．1、许多熵增加的反应在常温、常压下可以自发进行．产生气体或气体物质的物质的量增大的反应，熵变通常都是正值，为熵增加反应．2、有些熵增加的反应在常温、常压下不能自发进行，但在较高温度下可以自发进行．例如：CaCO3（s）CaO（s）+CO2（g）3、有不少熵减小的反应，在一定条件下也可自发进行．例如：2Al（s）+Fe2O3（s）Al2O3（s）+2Fe（s）结论：熵增加有利于反应自发进行，熵减小的反应，在一定条件下也可自发进行．故熵增原理是解释反应能否自发进行有关的一个因素，但不是唯一因素．由此可见，焓变和熵变都与反应的自发性有关，又都不能独立地作为自发性的判据，要判断反应进行的方向，必须综合考虑体系的焓变和熵变．四、焓变和熵变与化学反应进行的方向．结论：一个化学反应能否自发进行，既与反应的焓变有关，又与反应的熵变有关．一般来说体系能量减小和混乱度增加都能促使反应自发进行，焓变和熵变共同制约着化学反应进行的方向，但焓和熵都不是唯一因素，我们不能单纯地根据焓变或熵变来判断某个反应是否自发进行．在等温、等压条件下，化学反应的方向是由反应的焓变和熵变共同决定的．化学反应自发进行的最终判据是吉布斯自由能变，自由能一般用△G来表示．且△G＝△H﹣T△S：当△G＝△H﹣T△S＜0时，反应向正反应方向能自发进行．当△G＝△H﹣T△S＝0时，反应达到平衡状态．当△G＝△H﹣T△S＞0时，反应不能向正反应方向自发进行．【命题方向】题型一：反应熵变的判断典例1：下列反应中，熵减小的是（）A．（NH4）2CO3（s）＝NH4HCO3（s）+NH3（g）B．2N2O5（g）＝4NO2（g）+O2（g）C．MgCO3（s）＝MgO（s）+CO2（g）D．2CO（g）＝2C（s）+O2（g）分析：物质的由固态或液态变为气态，或生成的气体越多，则混乱度越大，熵值越大，反之越小．解答：物质的由固态或液态变为气态，或生成的气体越多，则混乱度越大，熵值越大，反之越小：A、反应由固体生成气体，熵增大，故A错误；B、反应生成的气体的物质的量增多，熵增大，故B错误；C、反应由固体生成气体，熵增大，故C错误；D、反应气体的物质的量减少，熵减小，故D正确．故选D．点评：本题考查熵变的判断，题目难度不大，注意有关概念的理解．题型二：焓变、熵变好温度共同判断反应能否自发进行典例2：某反应2AB（g）⇌C（g）+3D（g）在高温时能自发进行，其逆反应在低温下能自发进行，则该反应的△H、△S应为（）A．△H＜0，△S＞0B．△H＜0，△S＜0C．△H＞0，△S＞0D．△H＞0，△S＜0分析：当△G＝△H﹣T•△S＜0时，反应能自发进行，△G＝△H﹣T•△S＞0时，反应不能自发进行，据此分析．解答：化学反应能否自发进行，取决于焓变和熵变的综合判据，当△G＝△H﹣T•△S＜0时，反应能自发进行，A、△H＜0，△S＞0时，△G＝△H﹣T•△S＜0，在室温一定能自发进行，故A错误；B、△H＜0，△S＜0时，在低温下能自发进行，故B错误；C、△H＞0，△S＞0时，在室温下不能自发进行，在高温下能自发进行，故C正确；D、△H＞0，△S＜0时，任何温度下反应都不能自发进行，故D错误．故选：C．点评：本题考查反应能否自发进行的判断，题目难度不大，注意根据自由能判据的应用．题型三：化学反应自发进行与焓变、熵变的关系典例3：（2010•杭州一模）下列说法中正确的是（）A．凡是放热反应都是能自发进行的反应，而吸热反应都是非自发进行的反应B．自发反应一定是熵增大的反应，非自发反应一定是熵减小或不变的反应C．熵增加且放热的反应一定是自发反应D．非自发反应在任何条件下都不能发生分析：反应自发进行的判断依据是△H﹣T△S＜0，由反应的焓变、熵变和温度共同决定．解答：A、△H＜0，△S＜0的反应在高温下是非自发进行的反应，△H＞0，△S＞0高温下是自发进行的反应，故A错误；B、△H﹣T△S＜0的反应是自发进行的反应，△H＜0，△S＜0的反应在低温下是自发进行的反应，△H﹣T△S＞0的反应是非自发进行的反应，△H＞0，△S＞0低温下可以是非自发进行的反应，故B错误；C、熵增加△S＞0，且放热△H＜0，反应△H﹣T△S＜0一定是自发反应，故C正确；D、反应是否自发进行，由熵变、焓变、温度共同决定，非自发反应在改变条件下可以发生，故D错误；故选C．点评：本题考查了化学反应自发进行的判断依据，反应是否自发进行，由熵变、焓变、温度共同决定，题目较简单．。
熵和焓关系公式自发坐标
熵和焓关系公式自发坐标
熵和焓关系公式：G=H-ST，焓变和熵变都大于零的在任何条件下自发
反应发生，焓变和熵变都小于零任何条件下反应不发生，焓变大于零熵变
小于零低温下反应自发进行，焓变小于零熵变大于零高温下反应自发进行。
熵最初是根据热力学第二定律引出的一个反映自发过程不可逆性的物
质状态参量。
热力学第二定律是根据大量观察结果总结出来的规律：在孤
立系统中，体系与环境没有能量交换，体系总是自发地向混乱度增大的方
向变化，总使整个系统的熵值增大，此即熵增原理。
摩擦使一部分机械能
不可逆地转变为热，使熵增加，所以说整个宇宙可以看作一个孤立系统，
是朝着熵增加的方向演变的。
焓在热力学中是表征物质系统能量的一个重要状态参量，等于内能与
压强和体积的乘积之和，常用符号H表示。
在化学反应中，焓的变化
（△H）等于系统所吸收或释放的热量。
化学反应中的自由能变化和反应方向
化学反应中的自由能变化和反应方向在化学反应中，自由能变化是一个重要的概念，它决定了反应是否能够自发进行。
自由能变化可以用自由能变化公式来表示：ΔG = ΔH - TΔS。
其中，ΔG表示自由能变化，ΔH表示焓变，T表示温度，ΔS表示熵变。
当ΔG < 0时，反应能够自发进行。
这是因为反应释放出的能量能够克服反应的活化能，使得反应得以进行。
相反，当ΔG > 0时，反应不能自发进行，需要外界提供能量才能进行。
在化学反应中，反应方向也是一个重要的概念。
反应方向决定了反应的进行方式。
根据质量作用定律，反应总是向着使自由能降低的方向进行。
因此，在化学反应中，反应方向与自由能变化密切相关。
通过研究化学反应中的自由能变化和反应方向，我们可以更好地理解化学反应的本质和规律，为实际生产和科学研究提供指导。
例如，在化工生产中，通过调节温度和压力等条件，可以改变反应的自由能变化和反应方向，从而实现高效的化学反应过程。
阅读材料：化学反应的熵变与焓变在化学中的应用
阅读材料：化学反应的熵变与焓变在化学中的应⽤化学反应的熵变与焓变在化学中的应⽤化学热⼒学，是研究化学变化和物理学变化中伴随发⽣的热量转换和传递学科。
在对化学反应进⾏的⽅向和进⾏的程度做定量研究中，化学反应的熵变和焓变是判断化学反应能否⾃发进⾏的重要因素，它对解释化学疑难问题起着重要的理论指导作⽤。
⼀、化学反应⽅向和熵1、焓变()H ?不能做化学反应⽅向的判据事实证明，有许多化学反应是放热反应。
例如：)()()(22g CO g O g C =+ 15.393)(-?-=?mol KJ T H c mr θ )()()(2aq Cl aq H g HCl O H ∞+∞??→?-+ 114.75)(-?-=?mol KJ T H c mr θ )(02)(2)(2)(22l H s AgCl g HCl s O Ag +=+ 19.324)(-?-=?mol KJ T H c mr θ注：)(c mr T H θ?：上标“θ”代表压⼒为标准压⼒θp ,c T 表⽰298.15K 。
在反应式中⽤“g ”代表⽓体，⽤“l ”代表液体，“s ”代表固体，“aq ∞”代表⽆限稀释溶液。
这些反应的共同特点是放出热量。
这些反应之所以能⾃发进⾏，皆因为体系放出热量之后热量降低了，从⽽处于⼀种稳定状态。
这些热量的传导⽅向总是从⾼温到低温，⽔流的⽅向总是从⾼位到低位道理是⼀样的。
体系都有从⾼能到低能，从不稳定到稳定状态的⾃发倾向。
这是⾃然界的规律之⼀。
上述事实说明，化学反应⽅向与焓变有关，⾃发的化学反应是向着体系焓值减少的⽅向进⾏的，反应的焓变为负值()0通过上述分析可以初步得出这样的结论：当0当0>?H 时，不利于化学反应向正反应⽅向进⾏，⽽有利于化学反应向逆反应⽅向进⾏。
但是，还不能因为上述事实存在，⽽简单的把焓变()H ?作为判断化学反应⽅向的独⽴根据，因为还有些是吸热反应。
例如：)()()(34g HCl g NH g Cl NH += 142)(-?+=?mol KJ T H c mr θ)()()(2aq Cl aq K s KCl O H ∞+∞??→?-+ 118.17)(-?+=?mol KJ T H c mr θ这些化学反应是向着吸热⽅向进⾏的，也就是向着体系焓值增加，焓变为正值()0>?H 的⽅向进⾏的。
熵和焓变判断自发反应
熵和焓变判断自发反应
熵和焓变是判断一个反应是否自发的两个重要指标。
根据热力学第二定律，一个反应在恒定温度和压力下是否自发进行取决于其熵变和焓变的大小。
具体而言，如果一个反应的熵变大于0，且焓变小于0，则该反应在恒定温度下是自发进行的。
这是因为在恒定温度下，系统总是趋向于熵增加的状态，而焓变小于0则表示反应是放热的，因此系统的能量会减少。
因此，这种反应会自发地进行。
如果一个反应的熵变小于0，且焓变大于0，则该反应在恒定温度下是不自发进行的。
这是因为在恒定温度下，系统总是趋向于熵增加的状态，而焓变大于0则表示反应是吸热的，因此系统的能量会增加。
因此，这种反应不会自发地进行。
如果一个反应的熵变和焓变都是大于0，则需要考虑反应的温度。
如果温度足够高，反应仍然可能是自发进行的，因为系统的熵变和焓变都是增加的，但是如果温度不够高，反应就不会自发进行。
需要注意的是，熵变和焓变只是判断反应是否自发的两个指标，还需要考虑反应速率等其他因素。
此外，对于复杂的反应，需要进行热力
学计算才能准确地判断反应的自发性。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
化学反应中的焓变与熵变
化学反应是物质发生变化的过程，在反应中会伴随着能量的转化。
焓变和熵变是描述化学反应中能量变化和混乱度变化的重要概念。
本
文将介绍焓变和熵变的概念、计算方法以及它们在化学反应中的应用。
一、焓变（ΔH）
焓（Enthalpy）是描述化学系统内部能量变化的物理量，它表示在
等压条件下化学反应过程中系统吸收或释放的热量。
焓变（ΔH）则是
指化学反应前后焓的差值。
焓变的计算方法可以通过化学方程式中反应物和生成物的摩尔数以
及它们的标准焓变来求得。
标准焓变是指在标准状态（100 kPa，298 K）下，反应物和生成物之间的焓变。
焓变的正负表示了化学反应过程中热量的吸收或释放。
当焓变为正
值时，表示反应过程中系统吸收热量，反应被称为吸热反应；当焓变
为负值时，表示反应过程中系统释放热量，反应被称为放热反应。
例如，燃烧反应是一个放热反应，燃烧过程中化合物与氧气反应生
成二氧化碳和水。
这一反应的焓变是负值，表示系统释放热量。
二、熵变（ΔS）
熵（Entropy）是描述系统混乱度或无序度的物理量，它表示化学反
应中系统的混乱程度的变化。
熵变（ΔS）是指化学反应前后熵的差值。
根据熵变的正负可以判断化学反应的混乱度变化。
当熵变为正值时，表示反应过程中系统的无序度增加，反应被称为熵增反应；当熵变为
负值时，表示反应过程中系统的无序度减少，反应被称为熵减反应。
例如，化学物质溶解在溶液中是一个熵增的过程，这是因为溶解过
程会增加系统的混乱度。
三、焓变和熵变在化学反应中的关系
焓变和熵变是描述化学反应过程中系统能量和混乱度变化的两个关
键概念。
它们之间的关系可以通过热力学第二定律的熵增原理来解释。
热力学第二定律指出，在孤立系统中，熵的总体变化必定大于或等
于零。
换言之，系统的熵减是不可逆反应的，而熵增是可逆反应的。
焓变和熵变可以通过下式结合起来描述化学反应的自发性：ΔG = ΔH - TΔS
其中，ΔG表示系统的自由能变化，ΔH表示焓变，ΔS表示熵变，T
表示绝对温度。
当ΔG小于零时，系统的自由能减少，反应是自发的；当ΔG等于
零时，系统的自由能不发生变化，反应处于平衡态；当ΔG大于零时，系统的自由能增加，反应是不自发的。
四、焓变和熵变的应用
焓变和熵变在化学反应中有广泛的应用。
它们可以用来预测反应的
自发性、控制反应的方向、优化反应条件等。
通过计算焓变和熵变，可以根据ΔG的正负来预测反应的自发性。
当焓变和熵变的符号相反时，需要根据温度来判断反应是否自发。
焓变和熵变还可以用来控制反应的方向。
例如，在工业上合成氨的
过程中，通过调节温度和压力来改变焓变和熵变的大小，从而控制反
应的方向，提高合成氨的产率。
此外，还可以通过分析焓变和熵变来优化化学反应的条件。
例如，
可以通过提高温度或者选择适当的催化剂，来减小焓变和熵变的影响，提高反应速率和产率。
总结：
焓变和熵变是化学反应中能量和混乱度变化的量化描述。
通过计算
焓变和熵变，可以预测反应的自发性，控制反应的方向，优化反应条件。
研究焓变和熵变对于理解和掌握化学反应的基本原理具有重要意义。